Lista de exercícios do portfólio - parte 2

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Ministério da Educação 
Universidade Tecnológica Federal do Paraná 
Campus Pato Branco 
Química Geral – COQUI 
Professor: Leandro Zatta 
 
 
 
Lista de exercícios de 
Química Geral – parte 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Química Geral – COQUI 
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Aula 10 – teoria quântica 
202) O que é uma onda? Explique os seguintes termos associados às ondas: 
comprimento de onda, frequência, amplitude. 
 
203) Quais são as unidades do comprimento de onda e da frequência de ondas 
eletromagnéticas? Qual é a velocidade da luz em metros por segundo? 
 
204) Resuma a teoria quântica de Planck e explique o que é um quantum. Quais são as 
unidades da constante de Planck? 
 
205) (a) Qual é o comprimento de onda (em nanômetros) da luz com frequência 8,6 X 
1013 Hz? 
(b) Qual é a frequência (em Hz) da luz com comprimento de onda 566 nm? 
 
206) (a) Qual é a frequência da luz com comprimento de onda 456 nm? 
(b) Qual é o comprimento de onda (em nanômetros) da radiação de frequência 2,45 X 
109 Hz? (Este é o tipo de radiação usado nos fornos de micro-ondas.) 
 
207) DESAFIO - A distância média entre Marte e a Terra é cerca de 2,1 X 108 km. 
Quanto tempo as imagens de televisão transmitidas pelo veículo espacial Viking na 
superfície de Marte levariam para atingir a Terra? 
 
208) O que são fótons? Que papel teve a explicação do efeito fotoelétrico dada por 
Einstein para o desenvolvimento da interpretação partícula-onda sobre a natureza da 
radiação eletromagnética? 
 
209) Um fóton tem um comprimento de onda de 624 nm. Calcule a energia do fóton em 
joules. 
 
210) A cor azul do céu resulta do espelhamento da luz solar pelas moléculas do ar. A 
luz azul tem uma frequência de cerca de 7,5 X 1014 Hz. 
(a) Calcule o comprimento de onda, em nm, associado a esta radiação e 
(b) calcule a energia, em joules, de um único fóton associado a esta frequência. 
 
211) Um fóton tem uma frequência de 6,0 X 104 Hz. 
(a) Converta esta frequência em comprimento de onda (nm). Esta frequência está na 
região visível? 
(b) Calcule a energia (em joules) deste fóton. 
(c) Calcule a energia (em joules) de 1 mol de fótons com esta frequência. 
 
212) Qual é o comprimento de onda, em nm, da radiação que tem um conteúdo 
energético de 1,0 X 103 kJ/mol? Em que região do espectro eletromagnético se encontra 
esta radiação? 
 
213) (a) O que é um nível de energia? Explique a diferença entre estado fundamental e 
estado excitado, 
(b) O que são espectros de emissão? Em que diferem os espectros de linhas dos 
espectros contínuos? 
 
 
 
 
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214) Descreva sucintamente a teoria de Bohr do átomo de hidrogênio e como essa 
teoria explica o aparecimento de um espectro de emissão. Em que a teoria de Bohr 
difere dos conceitos da física clássica? 
 
215) Explique por que os elementos produzem cores características quando emitem 
fótons. 
 
216) Calcule o comprimento de onda (em nanômetros) de um fóton emitido por um 
átomo de hidrogênio quando o seu elétron decai do estado n = 5 para o estado n = 3. 
 
217) Calcule a frequência (Hz) e o comprimento de onda (nm) do fóton emitido quando 
o elétron do átomo de hidrogênio decai do nível n = 4 para o nível n = 2. 
 
218) O elétron de um átomo de hidrogênio transita de um estado de energia com número 
quântico principal ni para o estado com n = 2. Se o fóton emitido tiver um comprimento 
de onda de 434 nm, qual é o valor de ni? 
 
219) Explique a afirmação: a matéria e a radiação têm uma "natureza dual". 
 
220) Quais são as limitações da teoria de Bohr? 
 
221) O que é o princípio da incerteza de Heisenberg? O que é a equação de 
Schrõdinger? 
 
222) Qual é o significado físico da função de onda? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula 11 – Números quânticos 
 
223) O que é um orbital atômico? Em que ele difere de uma órbita? 
 
224) Descreva as formas dos orbitais s, p e d. Como estas formas se relacionam com 
os números quânticos n, l e ml? 
 
225) Liste os orbitais do hidrogênio em ordem crescente de energia. 
 
226) Um elétron em um certo átomo está no nível quântico n = 2. Indique os valores 
possíveis de l e de ml. 
 
227) Um elétron em um átomo está no nível quântico n = 3. Indique os valores possíveis 
de l e de ml. 
 
228) Escreva os valores dos números quânticos associados aos seguintes orbitais: (a) 
2p, (b) 3s, (c) 5d. 
 
229) Escreva os valores dos quatro números quânticos de um elétron nos seguintes 
orbitais: (a) 3s, (b) 4p, (c) 3d. 
 
230) Qual é a diferença entre os orbitais 2px e 2py? 
 
231) Indique todas as subcamadas possíveis e os orbitais associados ao número 
quântico principal n, se n = 5. 
 
232) Indique o número total de (a) elétrons p no N (Z = 7); (b) elétrons s no Si (Z = 14); 
e (c) elétrons 3d no S (Z = 16). 
 
233) Por que os orbitais 3s,3p e 3d têm a mesma energia no átomo de hidrogênio, mas 
energias diferentes em um átomo polieletrônico? 
 
234) Explique o significado do símbolo 4d6. 
 
235) O número atómico de um elemento é 73. Este elemento é diamagnético ou 
paramagnético? 
 
236) Explique por que as configurações eletrônicas nos estados fundamentais do Cr e 
Cu são diferentes do que seria de se esperar. 
 
237) Utilize o princípio do preenchimento para obter a configuração eletrônica do estado 
fundamental do selênio. 
 
238) Utilize o princípio do preenchimento para obter a configuração eletrônica do estado 
fundamental do tecnécio. 
 
 
 
 
 
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239) Escreva as configurações eletrônicas do estado fundamental dos seguintes 
elementos: B, V, Ni, As, I, Au. 
 
240) Escreva as configurações eletrônicas do estado fundamental dos seguintes 
elementos: Ge, Fe, Zn, Ni,W, Tl. 
 
241) A configuração eletrônica de um átomo neutro é 1s2 2s2 2p6 3s2. Escreva o conjunto 
completo de números quânticos para cada um dos elétrons. Identifique o elemento. 
 
242) Considerando os valores possíveis que podem ser atribuídos ao número quântico 
magnético ml, mostre que cada subnível d pode conter 10 elétrons. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula 12 – Tabela periódica 
 
243) Descreva sucintamente a importância da Tabela Periódica de Mendeleev. 
 
244) Qual é a contribuição de Moseley para a Tabela Periódica moderna? 
 
245) Descreva o esquema geral da Tabela Periódica moderna. 
 
246) O que são elétrons de valência? Para os elementos representativos, o número de 
elétrons de valência de um elemento é igual ao dígito das unidades do número do seu 
grupo. Mostre que isso é verdadeiro para os seguintes elementos: Al, Sr, K,Br, P, S, C. 
 
247) Escreva a configuração eletrônica das camadas externas para (a) os metais 
alcalinos, (b) os metais alcalino-terrosos, (c) os halogênios, (d) os gases nobres. 
 
248) Na Tabela Periódica, o elemento hidrogênio é por vezes agrupado com os metais 
alcalinos e por vezes com os halogênios. Explique por que o hidrogênio pode se 
assemelhar aos elementos do Grupo 1 e aos do Grupo 17. 
 
249) Um átomo neutro de um dado elemento tem 17 elétrons. Sem consultar a Tabela 
Periódica, (a) escreva a configuração eletrônica no estado fundamental do elemento, 
(b) classifiqueo elemento, (c) determine se este elemento é diamagnético ou 
paramagnético. 
 
250) Agrupe as seguintes configurações eletrônicas em pares que representariam 
propriedades químicas semelhantes dos seus átomos: 
(a) 1s22s22p63s2 
(b) 1s22s22p3 
(c) 1s22s23s23p64s23d104p6 
(d) 1s22s2 
(e) 1s22s2p6 
(f) 1s22s22p63s23p3 
 
251) Sem recorrer à Tabela Periódica, escreva as configurações eletrônicas dos 
elementos com os números atômicos a seguir: (a) 9, (b) 20, (c) 26, (d) 33. Classifique 
os elementos. 
 
252) Um íon M2+ derivado de um metal da primeira série de metais de transição tem 
quatro elétrons na subcamada 3d. Qual será o elemento M? 
 
254) Escreva as configurações eletrônicas dos seguintes íons: (a) Li+, (b) H- (hidreto), 
(c) N3-, (d) F-, (e) S2-, (f) Al3+. 
 
255) Escreva as configurações eletrônicas nos estados fundamentais dos seguintes 
íons de metais de transição: (a) Sc3+, (b) Ti4+, (c) V5+, (d) Cr3+, (e) Mn2+, (f) Fe2+. 
 
 
 
 
 
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256) Com base nas suas posições na Tabela Periódica, selecione o átomo com maior 
raio atômico em cada um dos seguintes pares: (a) Na, Cs; (b) Be, Ba; (c) N, Sb; (d) F, 
Br; (e) Ne, Xe. 
 
257) Coloque os seguintes átomos em ordem decrescente de raio atômico: Na,Al, P, Cl, 
Mg. 
 
258) Coloque os seguintes elementos em ordem crescente de primeira energia de 
ionização: Na, Cl,Al, S e Cs. 
 
259) Coloque os seguintes elementos em ordem crescente de primeira energia de 
ionização: F, K,P, Ca e Ne. 
 
260) Coloque os elementos em cada um dos seguintes grupos em ordem crescente de 
afinidade eletrônica: (a) Li, Na, K; (b) F, Cl, Br, I; (c) O, Si, P, Ca, Ba. 
 
261) a) O que significa o termo carga nuclear efetiva? 
b) De que forma a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons de valência de um átomo 
varia indo da esquerda para a direita em período da tabela peródica? 
 
262) Qual sofrerá a maior carga nuclear efetiva, os elétrons no nível n = 3 em Ar ou os 
do nível n = 3 em Kr? Qual será o mais próximo do núcleo? 
 
263) a) Entre os elementos não-metálicos, a variação no raio atômico ao mudarmos 
para uma casa à esquerda ou à direita em um período é menor que a variação ao 
descermos um período. Explique essas observações. 
b) Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de raio atômico: Si, S, Ge, Se. 
 
264) a) Por que as energias de ionização são sempre grandezas positivas? 
b) Por que F tem maior energia de ionização do que o O? 
c) por que a segunda energia de ionização de um átomo é sempre maior que sua 
primeira energia de ionização? 
 
265) Enquanto a afinidade eletrônica do bromo é uma grandeza negativa, ela é positiva 
para o Kr. Por que? 
 
266) Compare os elementos sódio e magnésio com respeito às seguintes prorpiedades: 
a) configuração eletrônica; 
b) carga iônica mais comum; 
c) primeira energia de ionização; 
d) raio atômico; 
Explique as diferenças entre os dois. 
 
267) Compare os elementos flúor e cloro em relação às seguintes propriedades: 
a) configuração eletrônica; 
b) carga iônica mais comum; 
c) primeira energia de ionização; 
d) raio atômico; 
 
 
 
 
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e) afinidade eletrônica. 
Explique as diferenças entre os dois. 
 
268) Use as configurações eletrônicas para explicar as seguintes observações: 
a) a primeira energia de ionização do fósforo é maior que a do enxofre. 
b) a afinidade eletrônica do nitrogênio é menor (menos negativa) que a do carbono e a 
do oxigênio. 
 
269) Onde se encontram na tabela periódica os elementos com primeiras energias de 
ionização mais altas? Explique. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula 13 – Ligações químicas 
 
270) Escreva os símbolos de Lewis para os seguintes átomos e íons: 
(a) I, (b) I-, (c) S, (d) S2-, (e) P, (f) P3-, (g) Na, (h) Na+, (i) Mg, (j) Mg2+, (k) Al, (l) Al3+, (m) 
Pb, (n) Pb2+. 
 
271) Explique o que é uma ligação iônica. 
 
272) Explique como a energia de ionização e a afinidade eletrônica determinam se os 
átomos dos elementos se combinam para formar compostos iónicos. 
 
273) Explique por que é raro encontrar ions com cargas superiores a 3 em compostos 
iónicos. 
 
274) Utilize símbolos de Lewis para mostrar a transferência eletrônica entre os seguintes 
pares de átomos para formar cátions e ânions: (a) Na e F, (b) K e S, (c) Ba e O, (d) Al e 
N. 
 
275) Qual é a contribuição de Lewis para a nossa compreensão da ligação covalente? 
 
276) Utilize um exemplo para ilustrar cada um dos seguintes termos: pares isolados, 
estrutura de Lewis, regra do octeto, comprimento de ligação. 
 
277) Qual é a diferença entre um símbolo de Lewis e uma estrutura de Lewis? 
 
278) Quantos pares isolados de elétrons há nos átomos sublinhados destes compostos: 
HBr. H2S, CH4? 
 
279) Compare as ligações moleculares simples, duplas e triplas e dê exemplos de cada 
uma. Para os mesmos átomos ligados, de que modo o comprimento de ligação varia 
desde uma ligação simples a uma ligação tripla? 
 
280) Defina eletronegatividade e explique a diferença entre eletronegatividade e 
afinidade eletrônica. Descreva como varia, em geral, a eletronegatividade dos 
elementos de acordo com a posição naTabela Periódica. 
 
281) O que é uma ligação covalente polar? Cite dois compostos que contenham uma 
ou mais ligações covalentes polares. 
 
282) Coloque as seguintes ligações em ordem crescente de caráter iônico: a ligação 
lítio-flúor em LiF, a ligação potássio-oxigênio em K2O, a ligação nitrogênio-nitrogênio em 
N2, a ligação enxofre-oxigênio em SO2, a ligação cloro-flúor em CIF3. 
 
283) Escreva estruturas de Lewis para as seguintes moléculas e ions: 
(a) NCl3, (b) OCS, (c) H2O2, (d) CN-, (e) OF2, (f) N2F2, (g) Si2H6, (h) OH-, (i) ICl, (j) PH3, 
(k) H2S, (l) N2H4, (m) HClO3, (n) COBr2 (C está ligado aos átomos de O e de Br), (o) O22- 
(p) C22- (q) NO+. 
 
 
 
 
 
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284) Defina comprimento de ligação, ressonância e estrutura de ressonância. Quais são 
as regras para escrever estruturas de ressonância? 
 
285) Desenhe três estruturas de ressonância para o íon clorato, ClO3-. 
 
286) Escreva três estruturas de ressonância para o ácido hidrazoico, HN3. O arranjo 
atómico é HNNN. 
 
287) Desenhe três estruturas de ressonância para a molécula N2O3 (o arranjo atómico 
é ONNO2). 
 
288) Por que a regra do octeto não se verifica para muitos compostos contendo 
elementos a partir do terceiro período da Tabela Periódica? 
 
289) Dê três exemplos de compostos que não satisfazem a regra do octeto. Escreva 
uma estrutura de Lewis para cada composto. 
 
290) Em princípio, o átomo de flúor poderia formar um composto com sete ligações 
covalentes em torno do átomo porque tem sete elétrons de valência (2s2 2p5). Tal 
composto poderia ser FH7 ou FCI7. Estes compostos nunca foram preparados. Por quê? 
 
291) O que é uma ligação covalente coordenada? Ela é diferente de uma ligação 
covalente normal? 
 
292) A molécula AII3 tem um octeto incompleto em torno de Al. Desenhe três estruturas 
de ressonância da molécula nas quais a regra do octeto seja satisfeita para os átomos 
Al e I. 
 
293) Na fase de vapor, o cloreto de berílio consiste em moléculas discretas de BeCl2. A 
regra do octeto é satisfeita para o Be neste composto? Se não, você consegue formar 
um octeto em tomo de Be desenhando outra estruturade ressonância? De que modo 
essa estrutura é plausível? 
 
294) Dos gases nobres, apenas o Kr, Xe e Rn são conhecidos por formar alguns, mas 
poucos, compostos com o O e/ou F. Escreva estruturas de Lewis para as seguintes 
moléculas: (a) XeF2, (b) XeF4, (c) XeF6, (d) XeOF4, (e) XeO2F2. Em cada caso, o Xe é o 
átomo central. 
 
295) Escreva uma estrutura de Lewis para SbCl5. Esta molécula obedece a regra do 
octeto? 
 
296) Escreva estruturas de Lewis para SeF4 e SeF6. A regra do octeto é satisfeita para 
o Se? 
 
297) Mostre que no cloreto de amônio, NH4Cl, estão presentes ligações iônicas e 
covalentes. 
 
 
 
 
 
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298) Mostre que cada uma das seguintes espécies contém uma ligação covalente 
coordenada: NH4+, S22-, H3O+, H3PO4. 
 
299) A expansão da camada de valência para permitir que mais de oito elétrons sejam 
acomodados somente pode ocorrer se há um número suficiente de orbitais. Lembrando-
se disso, explique por que o fósforo forma dois cloretos, PCl3 e PCl5, enquanto o 
nitrogênio somente um, NCl3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula 14 – Geometria e Polaridade molecular 
 
300) Defina a geometria de uma molécula. Por que é importante o estudo da geometria 
molecular? 
 
301) Faça um esboço de uma molécula triatômica linear, de uma molécula trigonal 
planar com quatro átomos, de uma molécula tetraédrica, de uma molécula bipiramidal 
trigonal e de uma molécula octaédrica. Dê os ângulos de ligação em cada caso. 
 
302) Quantos átomos estão diretamente ligados ao átomo central em uma molécula 
tetraédrica, em uma molécula bipiramidal trigonal e em uma molécula octaédrica? 
 
303) Utilize o modelo RPECV para prever as geometrias das seguintes espécies: (a) 
PCI3, (b) CHCI3, (c) SiH4, (d) TeCl4 (e) AICI3, (f) ZnCl2, (g) ZnCl42-, (h) CBr4, (i) BCl3, (j) 
NF3, (k) H2Se, (l) NO2-, (m) CH3I, (n) CIF3, (o) H2S, (p) SO3, (q) SO42-, (r) HgBr2, (s) N2O 
(o arranjo dos átomos é NNO) (t) SCN- (o arranjo dos átomos é SCN). 
 
304) Utilize o modelo RPECV para prever as geometrias das seguintes espécies: 
(a) NH4+, (b) NH2-,(c) CO32-, (d) ICl2-, (e) ICl4-, (f) AlH4-, (g) SnCl5-, (h) H3O+ e (i) BeF42-. 
 
305) Quais das seguintes espécies são tetraédricas? SiCl4, SeF4, XeF4, CI4 e CdCl42-. 
 
306) Das seguintes espécies químicas, qual é a que não deverá ter uma geometria 
tetraédrica? (a) SiBr4, (b) NF4+, (c) SF4, (d) BeCl42-, (e) BF4-, (f) AlCl4-. 
 
307) Preveja os ângulos de ligação nas seguintes moléculas: 
(a) BeCl2, (b) BCl3, (c) CCl4, (d) CH3Cl, (e) SnCl2, (f) H2O2, (g) SnH4 
 
308) Quais das seguintes moléculas e íons são lineares? 
ICI2-,IF2+,OF2, Snl2 e CdBr2. 
 
309) Qual é a relação entre momento de dipolo de uma molécula e momento de dipolo 
associado a uma ligação? Como é possível uma molécula ter momentos de dipolo não 
nulos associados a ligações e, no entanto, ser apolar? 
 
310) Um átomo não pode possuir momento de dipolo permanente. Por quê? 
 
311) As ligações nas moléculas de hidreto de berílio (BeH2) são polares e, apesar disso, 
o momento de dipolo da molécula é zero. Explique. 
 
312) Coloque as seguintes moléculas em ordem crescente de momento de dipolo: H2O, 
CBr4, H2S, HF, NH3 e CO2. 
 
313) O Cl apresenta afinidade eletrônica maior que o F (Flúor), mas sua 
eletronegatividade é menor que a do F. Qual das extremidades da molécula de ClF você 
esperaria que fosse positiva? Explique a resposta. 
 
 
 
 
 
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314) Para cada uma das seguintes moléculas: BF3, H2O, SF6, NH4+, indique: a) 
estrutura mais provável (baseando-se na configuração eletrônica e no desenho) 
b) o ângulo formado pelo átomo central com os átomos adjacentes. 
 
315) O angulo de ligação da água é 104,5°, entretanto aquele do H2S é 92°. Como você 
interpreta essa diferença baseando-se na configuração eletrônica e a estrutura mais 
provável? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula 15 – Forças intermoleculares 
 
316) Dê um exemplo de cada um dos seguintes tipos de força intermolecular. 
(a) interação dipolo-dipolo, (b) interação dipolo-dipolo induzido, (c) interação íon-dipolo, 
(d) forças de dispersão, (e) forças de van der Waals. 
 
317) Explique o termo "polarizabilidade". Que tipo de moléculas tem tendência a ter 
polarizabilidades elevadas? Qual é a relação entre polarizabilidade e forças 
intermoleculares? 
 
318) Explique a diferença entre momento de dipolo temporário e momento de dipolo 
permanente. 
 
319) Que propriedades físicas você teria de considerar para comparar a intensidade das 
forças intermoleculares nos sólidos e nos líquidos? 
 
320) Quais são os elementos capazes de participar de ligações de hidrogênio? Por que 
o hidrogênio é um elemento único neste tipo de interação? 
 
321) Os compostos Br2 e ICl têm o mesmo número de elétrons e, no entanto, o Br2 funde 
a -7,2°C e o ICl funde a 27,2°C. Explique. 
 
322) Se você vivesse no Alasca, quais dos seguintes gases naturais você manteria em 
um depósito ao ar livre durante o inverno: metano (CH4), propano (C3H8) ou butano 
(C4H10)? Por quê? 
 
323) Os compostos binários de hidrogênio dos elementos do grupo 14 e seus 
respectivos pontos de ebulição são: CH4, -162°C; SiH4, -112°C; GeH4, -88°C e SnH4, -
52°C. Explique o aumento do ponto de ebulição desde CH4 até SnH4. 
 
324) Quais das seguintes espécies são capazes de formar ligações de hidrogênio entre 
si? 
(a) C2H6, (b) HI, (c) KF, (d) BeH2, (e) CH3COOH. 
 
325) Coloque os seguintes compostos em ordem crescente de ponto de ebulição: RbF, 
CO2, CH3OH, CH3Br. Justifique a sua resposta. 
 
326) O ponto de ebulição do éter dietílico é 34,5°C e o do 1-butanol é 117°C. 
 
Ambos os compostos têm átomos da mesma espécie em igual número. Explique a 
diferença entre os seus pontos de ebulição. 
 
336) Qual dos membros dos seguintes pares de substâncias terá o maior ponto de 
ebulição? (a) O2 e Cl2, (b) SO2 e CO2, (c) HF e Hl. 
 
 
 
 
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327) Qual das substâncias em cada um dos seguintes pares terá o maior ponto de 
ebulição? Justifique a sua resposta. (a) Ne ou Xe, (b) CO2 ou CS2, (c) CH4 ou Cl2, (d) F2 
Ou LiF, (e) NH3 ou PH3. 
 
328) Explique, em termos de forças intermoleculares, por que (a) NH3 tem maior ponto 
de ebulição do que o CH4 e (b) KCl tem maior ponto de fusão do que I2. 
 
329) Que forças intermoleculares têm de ser vencidas para (a) fundir o gelo, (b) levar o 
bromo molecular à ebulição, (c) fundir iodo sólido e (d) dissociar F2 em átomos de F? 
 
330) Explique a diferença entre os pontos de fusão dos seguintes compostos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula 16 – Soluções 
 
331) Diferencie as soluções insaturada, saturada e supersaturada. 
 
332) Descreva resumidamente o processo de dissolução em nível molecular. Utilize a 
dissolução de um sólido em um líquido como exemplo. 
 
333) Baseando a sua resposta em consideraçõessobre forças intermoleculares, 
explique o significado de "semelhante dissolve semelhante". 
 
334) Explique em termos moleculares por que alguns processos de dissolução são 
endotérmicos e outros são exotérmicos. 
 
335) Explique por que o processo de dissolução conduz geralmente a um aumento da 
desordem. 
 
336) Por que o naftaleno (C10H8) é mais solúvel do que o CsF em benzeno? 
 
337) Explique por que o etanol (C2H5OH) não é solúvel em cicloexano (C6H12). 
 
338) Defina os seguintes termos usados para exprimir concentrações e diga quais são 
as suas unidades: porcentagem em massa, fração molar, molaridade e molalidade. 
Compare as suas vantagens e desvantagens. 
 
339) Calcule a porcentagem em massa de soluto nas seguintes soluções: (a) 5,50 g de 
NaBr em 78,2 g de solução aquosa, (b) 31,0 g de KCl em 152 g de água. (c) 4,5 g de 
tolueno em 29 g de benzeno. 
 
340) Calcule a quantidade de água (em gramas) que se deve adicionar a: (a) 5,00 g de 
ureia, (NH2)2CO, para preparar uma solução de 16,2% em massa, (b) 26,2 g de MgCl2 
para preparar uma solução de 1,5% em massa. 
 
341) Calcule a molalidade das seguintes soluções: (a) 14,3 g de sacarose (C12H22O11) 
em 676 g de água. (b) 7,20 mols de etilenoglicol (C2H6O2) em 3546 g de água. 
 
342) Calcule a molalidade das seguintes soluções: (a) solução de NaCl, 2,50 M 
(densidade da solução = 1,08 g/mL). (b) solução de KBr, 48,2% em massa. 
 
343) Calcule as molalidades das seguintes soluções aquosas: (a) solução 1,22 M de 
açúcar (C12H22O6) (densidade da solução =1,12 g/mL). (b) solução 0,87 M de NaOH 
(densidade da solução = 1,04 g/mL). (c) solução 5,24 M de NaHCO3 (densidade da 
solução = 1,19 g/mL). 
 
344) Para soluções aquosas diluídas, para as quais a densidade é aproximadamente 
igual à densidade do solvente puro, a molalidade da solução é igual à sua molaridade. 
Mostre que esta afirmação está correta para uma solução aquosa 0,010 M de ureia, 
(NH2)2CO. 
 
 
 
 
 
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345) A quantidade de álcool existente nas bebidas alcoólicas destiladas pode ser 
expressa em termos de teor alcoólico, que se define como a porcentagem em volume 
de etanol (C2H5OH) presente. Calcule o número de gramas de álcool em 1 L de gim com 
teor alcoólico de 37,5. A densidade do etanol é 0,798 g/mL. 
 
346) O ácido sulfúrico concentrado que usamos em laboratório contém 98% emmassa 
de H2SO4. Calcule a molalidade e a molaridade da solução ácida. A densidade da 
solução é 1,83 g/mL. Considere a água como solvente. 
 
347) Calcule a molaridade e a molalidade de uma solução de 30,0 g de NH3 em 70,0 g 
de água. A densidade da solução é 0,982 g/mL. 
 
348) A densidade de uma solução aquosa contendo 10% em massa de etanol (C2H5OH) 
é 0,984 g/mL. (a) Calcule a molalidade desta solução, (b) Calcule a sua molaridade. (c) 
Que volume da solução conteria 0,125 mol de etanol? 
 
349) Uma amostra de 3,20 g de um sal dissolve-se em 9,10 g de água para dar uma 
solução saturada a 25°C. Qual é a solubilidade do sal (em g de sal/100g de H2O)? 
 
350) A solubilidade do KNO3 é de 155 g por 100 g de água a 75°C e de 38,0 g a 25°C. 
Que massa de KNO3 (em gramas) cristalizará a partir da solução quando 100 g da sua 
solução saturada são resfriados de 75°C para 25°C? 
 
351) Uma amostra de 50 g de KCIO3 impuro (solubilidade = 7,1 g por 100 g de H2O a 
20°C) está contaminada com 10% de KCl (solubilidade = 25,5 g por 100 g de H2O a 
20°C). Calcule a quantidade mínima de água a 20°C que é necessária para dissolver 
todo o KCl da amostra. Quanto KCIO3 restará após este tratamento? (Admita que as 
solubilidades não são afetadas pela presença do outro composto.) 
 
352) A solubilidade do CO2 em água a 25°C e 1 atm é 0,034 mol/L. Qual é a sua 
solubilidade nas condições atmosféricas? (A pressão parcial de CO2 no ar é de 0,0003 
atm.) Admita que o CO2 obedece à lei de Henry. 
 
353) DESAFIO - A solubilidade do N2 no sangue a 37°C e a uma pressão parcial de 0,80 
atm é de 5,6 X 10-4 mol/L. Um mergulhador de profundidade respira ar comprimido com 
a pressão parcial de N2 igual a 4,0 atm. Admita que o volume total de sangue no corpo 
é de 5,0 L. Calcule a quantidade de N2 liberado (em litros, a 37°C e 1atm) quando o 
mergulhador volta à superfície, onde a pressão parcial de N2 é de 0,80 atm.